Оксид марганцю(IV)

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Оксид марганцю(IV)
Manganese(IV) oxide.jpg
Manganese(IV) oxide
Rutile-unit-cell-3D-balls.png
β-форма MnO2 (типу рутил)
Назва за IUPAC Манган(IV) оксид
Інші назви діоксид марганцю
Ідентифікатори
Номер CAS 1313-13-9
PubChem 14801
Номер EINECS 215—202-6
SMILES
Властивості
Молекулярна формула MnO2
Молярна маса 86,9368 г/моль
Зовнішній вигляд чорний порошок, чорні кристали
Густина 5,026 г/см3
Тпл 535 °C (розкладається)
Розчинність (вода) нерозчинний
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
−520,9 кДж/моль
Ст. ентропія So298 53,1 Дж/(моль·K)
Теплоємність, cop 54,1 Дж/(моль·K)
Небезпеки
MSDS ICSC 0175
Індекс ЄС 025-001-00-3
Класифікація ЄС Шкідливо Xn Окисник O
Температура спалаху 535 °C
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д ма́рганцю (IV), ма́нган(IV) окси́д — неорганічна сполука, оксид складу MnO2. Представляє собою порошок темно-коричневого або чорного кольору, нерозчинний у воді. Проявляє слабкі амфотерні властивості (із перевагою осно́вних).

Найстійкіша сполука марганцю, широко поширена в земній корі. Зустрічається у вигляді мінералів піролюзиту, криптомелану, псиломелану, рамзделіту.

Поширення у природі[ред.ред. код]

Мінерал рамзделіт

Оксид марганцю зустрічається у природі у вигляді чотирьох кристалічних різновидів, а саме: мінералів піролюзиту, криптомелану, псиломелану та рамзделіту. Суттєво переважає у розповсюдженості піролюзит.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Оксид марганцю представляє собою чорний парамагнітний порошок амфотерного характеру. При нагріванні вище 535 °C сполука розкладається.

Штучно було створено п'ять різних кристалічних структур оксиду марганцю: α-, β-, γ-, ε- і δ-MnO2. α-Модифікація відповідає структурі мінералу криптомелану, β-форма — піролюзиту, γ-MnO2 — рамзделіту. ε- та δ-форми не мають природних відповідників.

Отримання[ред.ред. код]

Оксид марганцю можна синтезувати прокалюванням на повітрі деяких оксигеновмісних солей Mn(II):

\mathrm{ Mn(NO_3)_2 \xrightarrow{195-300^oC} MnO_2 + 2NO_2}

У лабораторних умовах MnO2 отримують термічним розкладанням перманганату калію.

\mathrm{ 2KMnO_4 \xrightarrow{200-240^oC} MnO_2 + K_2MnO_4 + O_2}
\mathrm{ 3KMnO_4 \xrightarrow{500-700^oC} 2MnO_2 + K_3MnO_4 + 2O_2 }

Також можна отримати реакцією перманганату калію з пероксидом водню.

\mathrm{ 2KMnO_4 + H_2O_2 \xrightarrow{} 2MnO_2 + 2KOH + 2O_2}

Аналогічно застосовується метод окиснення сполук Mn(II) у лужних (рідше нейтральних) розчинах:

\mathrm{ Mn(OH)_2 + Cl_2 + 2KOH \xrightarrow{} MnO_2 + 2KCl + 2H_2O}
\mathrm{ 3MnCO_3 + KClO_3 \xrightarrow{} 3MnO_2 + KCl + 3CO_2}
\mathrm{ MnCl_2 + O_3 + H_2O \xrightarrow{} MnO_2 + 2HCl + O_2 }

Солі Mn(IV) гідролізуються з утворенням осаду MnO2:

\mathrm{ MnCl_4 + 2H_2O \leftrightarrow MnO_2 \downarrow + 4HCl }

При температурі вище 100 °C перманганат калію відновлюється воднем:

\mathrm{ 10KMnO_4 + 10H_2 \xrightarrow{>100^oC} 5MnO_2 + 5K_2MnO_4 + 10H_2O}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

За звичайних умов оксид марганцю поводиться досить інертно. При прокалюванні на повітрі MnO2 розкладається до Mn2O3, а за вищої температури — до Mn3O4:

\mathrm{ 4MnO_2 \xrightarrow{580-620^oC} 2Mn_2O_3 + O_2}
\mathrm{ 3MnO_2 \xrightarrow{950-1100^oC} Mn_3O_4 + O_2}

При нагріванні з кислотами виявляє окисні властивості, наприклад, окислює концентровану соляну кислоту до хлору (даний метод використовується в лабораторії для синтезу хлору):

\mathrm{ MnO_2 + 4HCl \xrightarrow{} MnCl_2 + Cl_2 \uparrow+ H_2O}

З сірчаною і азотною кислотами MnO2 розкладається з виділенням кисню:

\mathrm{ 2MnO_2 + H_2SO_4 \xrightarrow{} 2MnSO_4 + O_2 + 2H_2O}

При взаємодії з сильними окисниками діоксид марганцю окислюється до сполук Mn+7 та Mn+6:

\mathrm{ 3MnO_2 + KClO_3 + 6KOH \xrightarrow{} 3K_2MnO_4 + KCl + 3H_2O}

MnO2 проявляє амфотерні властивості. Він реагує з концентрованими лугами:

\mathrm{ 2MnO_2 + 3NaOH(conc.) \xrightarrow{0^oC} MnO(OH) + Na_3MnO_4 + H_2O }
\mathrm{ 4MnO_2 + 12NaOH + O_2 \xrightarrow{800^oC} 4Na_3MnO_4 + 6H_2O}

При сплавленні з осно́вними оксидами MnO2 виступає в ролі кислотного оксиду, утворюючи солі манганіти:

\mathrm{ MnO_2 + CaO \xrightarrow{800^oC} CaMnO_3 }

Під дією водню, коксу або оксиду вуглецю сполука може відновлюватися до металу або MnO:

\mathrm{ MnO_2 + H_2 \xrightarrow{170-800^oC} MnO + H_2O}
\mathrm{ MnO_2 + C \xrightarrow{600-700^oC} Mn + CO_2}
\mathrm{ MnO_2 + CO \xrightarrow{25^oC, kat. CuO} Mn + CO_2}

Оксид марганцю є каталізатором розкладання пероксиду (перекису) водню:

\mathrm{ 2H_2O_2 \xrightarrow{kat. MnO_2} 2H_2O + O_2 \uparrow }

Застосування[ред.ред. код]

Оксид марганцю застосовується у виготовленні скла: його добавки усувають зелене забарвлення, спричинене наявністю силікату заліза(II), а також надають відтінок від рожевого до чорного, в залежності від об'ємів добавки. Тонкий дисперсний порошок або колоїд MnO2 використовуєтсья в якості адсорбенту хлору, діоксиду сірки, солей барію, радію, срібла, алюмінію та калію.

Оксид застосовується в якості деполяризатору в елементах Лекланше (наприклад, у вугільно-цинкових батареях).

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics (86th ed.) / D. R. Lide, ed. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.:Высшая школа, 2001
  • Неорганическая химия под редакцией Ю. Д. Третьякова; Химия переходных элементов Кн.1
  • Рипан Р., Чертяну И. Неорганическая химия: Химия металлов: В 2 т. / Под ред. В. И. Спицына. — М. : Изд. «Мир», 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)
  • Реми Г. Курс неорганической химии: в 2 т. / Пер. с нем., под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ,1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
  • Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр. / Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л.; Под ред. Лидина Р. А. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)